Ecrivez la réaction entre $ \ pu {0,05 mol} $ $ \ ce {HCN (aq) } $ et $ \ pu {0,08 mol} $ $ \ ce {KOH (aq)} $ avec $ V = \ pu {500 mL} $ puis calculez le pH.
Jai donc écrit la réaction: $$ \ ce {HCN (aq) + KOH (aq) < = > KCN (aq) + H2O} $$
Début: \ begin {align} n_ \ mathrm {begin} (\ ce {HCN}) & = \ pu {0,05 mol} \\ n_ \ mathrm {begin} (\ ce {KOH}) & = \ pu {0,08 mol} \\ n_ \ mathrm {begin} ( \ ce {KCN}) & = – \\ n_ \ mathrm {begin} (\ ce {H2O}) & = – \ \ \ end {align}
Fin: \ begin {align} n_ \ mathrm {end} (\ ce {HCN}) & = – \\ n_ \ mathrm {end} (\ ce {KOH}) & = \ pu {0,08 mol} – \ pu {0,05 mol} = \ pu {0,03 mol} \\ n_ \ mathrm {end} (\ ce {KCN}) & = \ pu {0,05 mol} \\ n_ \ mathrm {end} (\ ce {H2O}) & = \ pu {0,05 mol} \\ \ end {align}
Le produit de la réaction est un sel dune base forte ($ \ ce {CN -} $) complètement dissocié dans leau: $$ \ ce {KCN (aq) – > K + (aq) + CN- (aq)} $$
Et $$ \ ce {CN- (aq) + H2O – > HCN (aq) + OH- (aq)} $$
Sachant cela, jai calculé le $$ [\ ce {KCN}] = \ frac {\ pu {0,05 mol} } {\ pu {0,5 L}} = \ pu {0,1 M}; $$
Ensuite, jai utilisé léquation: $$ [\ ce {OH -}] _ 1 = \ sqrt {\ frac { K_ \ mathrm {w}} {K_ \ mathrm {a}} \ cdot [\ ce {KCN}]} = \ pu {1,27×10 ^ -3 M} $$
Depuis que jen ai encore $ \ ce {KOH} $, il se dissocie complètement en créant $ \ ce {OH -} $ ions, donc: \ begin {align} [\ ce {OH -}] _ 2 & = [\ ce {KOH}] \\ [\ ce {OH -}] _ 2 & = \ frac {\ pu {0,03 mol}} {\ pu {0,5 L}} = \ pu {0,06 M} \ end {align}
Enfin \ begin {align} [\ ce {OH-}] & = [\ ce { OH -}] _ 1 + [\ ce {OH -}] _ 2 \\ & = \ pu {1,27×10 ^ -3 M} + \ pu {0,06 M} = \ pu {0,06127 M} \\ \ ce {pOH} & = – \ log [\ ce {OH- }] = – \ log (0.0617) = 1.213 \\ \ ce {pH} & = 14 – \ ce {pOH} = 12.787 \\ \ end {align}
Est-il juste de calculer le $ [\ ce {OH -}] $ de cette façon?
Jai basé mes calculs sur cette équation:
Sachant que les quantités de substance en moles sont définies par $ Z = Z_1 + Z_2 $ en $ K $ litres de solution, on peut considérer cette concentration comme $ $ [X] = \ frac {Z} {K} = \ frac {Z_1 + Z_2} {K} = \ frac {Z_1} {K} + \ frac {Z_2} {K} = [X_1] + [X_2] $$
Réponse
Bien que vous « ayez généralement fait du bon travail, vous » avez fait une erreur importante. Lhydrolyse de lion cyanure doit sécrire comme une réaction déquilibre :
$$ \ ce {CN- (aq) + H2O (l) < = > HCN (aq) + OH- (aq)} $$
Cest parce que $ \ ce {HCN} $ est un acide très faible et sa base conjuguée une base faible (devoirs: cherchez les $ K_b $ de $ \ ce {CN -} $).
Maintenant, comme vous lavez bien noté, il y a un excès de $ \ ce {KOH} $ dans la solution, qui se dissocie complètement. Les $ \ ce {OH -} $ résultant de cette dissociation poussent maintenant léquilibre:
$$ K_b = \ frac {[\ ce {HCN}] \ times [\ ce {OH-}]} {[\ ce {CN -}]} $$
vers la gauche. En conséquence, la contribution du $ [\ ce {OH -}] $ provenant de lhydrolyse du cyanure est négligeable et peut être ignorée. Seul le $ [\ ce {OH -}] $ de lexcédent $ \ ce {KOH} $ est à compter. Donc $ [\ ce {OH -}] \ approx 0.06 \ \ mathrm {mol / L} $.
Nous pouvons confirmer cela numériquement en supposant $ [\ ce {OH -}] \ approx 0.06 \ \ mathrm {mol / L} $ et avec:
$$ \ frac {[\ ce {HCN}]} {[\ ce {CN -}]} = \ frac {K_b} {[\ ce {OH -}]} \ approx 0.0027 $$
Il y a donc très peu de cyanure présent sous forme dacide $ \ ce {HCN} $.
En ce qui concerne la matière dajout de molarités, dans certains cas cest permis.
Supposons que nous ajoutions $ n_1 $ moles de $ X $ à $ V \ \ mathrm {L} $, cela donnerait une molarité $ M_1 = \ frac {n_1} {V} $. À un stade ultérieur, nous ajoutons $ n_2 $ moles de $ X $, cette molarité serait $ M_2 = \ frac {n_2} {V} $.
La molarité totale serait:
$$ M = M_1 + M_2 = \ frac {n_1} {V} + \ frac {n_2} {V} = \ frac {n_1 + n_2} {V} $$
Mais si nous sil fallait mélanger volumes de solutions, ce serait:
$$ M = \ frac {M_1V_1 + M_2V_2} {V_1 + V_2} $$
Maintenant ils ne sont plus simplement additifs.
Commentaires
- Puisque CN- est la base conjuguée dun acide faible ne devrait pas ' t être une base forte?
- Le $ pK_b = 4,79 $, donc assez faible. Chose par exemple acide acétique / acétate.
- Donc, considérant quil sagit dune base faible, la concentration de OH- est définie uniquement par la concentration de KOH, du fait que CN- na pas assez de force pour " voler " un H de leau. Nest-ce pas?
- Cest ' une manière poétique de le dire, mais fondamentalement correcte.Mieux vaut simplement regarder lexpression de la constante déquilibre, qui vous indique $ [\ ce {HCN}] \ environ 0 $, si un excès dhydroxyde est présent. Sans excès $ \ ce {KOH} $ les choses seraient différentes. Lexcès dhydroxyde supprime lhydrolysation du cyanure.
- Cest ' que je recherchais. Sur Internet et même sur mon livre universitaire, il ny a que des exemples où aucun réactif ne reste à la fin de la réaction. Si je peux vous demander, lhydrolysation du cyanure est-elle supprimée en raison du Kb plus fort de la base OH?
Réponse
Tout dabord, votre calcul est basé sur lhypothèse que le HCN est un acide fort, ce qui nest pas le cas. Vérifiez la constante dionisation du HCN. Et oui, vous pouvez ajouter des moles directement car les moles sont des particules discrètes, même si elles le sont Mais vous ne pouvez pas ajouter de concentration ou de molarité parce que cela dépend du volume et lorsque vous considérez les volumes, vous finirez par ajouter des taupes à nouveau.
Commentaires
- Je sais que HCN est une base faible (son Ka est 6,2×10 ^ (- 3)) mais je pensais que, depuis il réagit avec une base forte, il serait complètement neutralisé. Est-ce que je me trompe?
- Dans un temps infini, peut-être que oui. Mais lorsque vous calculez le pH avec un pH-mètre, cela vous donne la valeur instantanée. Et si je ' ne me trompe pas, il y a ' également une formation de tampon
- Que voulez-vous dire par ' temps infini '? Vous rendez-vous compte de la vitesse des réactions ioniques dans leau? Et non, il ny a pas deffet buffer ici: ce ne serait le cas quavec la neutralisation partielle , donc il y a ' s significatifs $ CN ^ – $ et $ HCN $ présent.